Emner for Unified State Examination codifier: Kovalent kemisk binding, dens varianter og dannelsesmekanismer. Karakteristika for kovalente bindinger (polaritet og bindingsenergi). Ionisk binding. Metalforbindelse. Hydrogenbinding

Intramolekylære kemiske bindinger

Lad os først se på de bindinger, der opstår mellem partikler i molekyler. Sådanne forbindelser kaldes intramolekylært.

Kemisk binding mellem atomer af kemiske grundstoffer har en elektrostatisk karakter og dannes pga interaktion af eksterne (valens) elektroner, i mere eller mindre grad holdes af positivt ladede kerner bundne atomer.

Nøglekonceptet her er ELEKTRONEGATIVITET. Det er denne, der bestemmer typen af ​​kemisk binding mellem atomer og egenskaberne af denne binding.

er et atoms evne til at tiltrække (holde) ydre(valens) elektroner. Elektronegativitet bestemmes af graden af ​​tiltrækning af ydre elektroner til kernen og afhænger primært af atomets radius og ladningen af ​​kernen.

Elektronegativitet er vanskelig at fastslå entydigt. L. Pauling udarbejdede en tabel over relative elektronegativiteter (baseret på diatomiske molekylers bindingsenergier). Det mest elektronegative element er fluor med mening 4 .

Det er vigtigt at bemærke, at du i forskellige kilder kan finde forskellige skalaer og tabeller over elektronegativitetsværdier. Dette bør ikke være bekymret, da dannelsen af ​​en kemisk binding spiller en rolle atomer, og det er omtrent det samme i ethvert system.

Hvis et af atomerne i den kemiske binding A:B tiltrækker elektroner stærkere, så bevæger elektronparret sig mod det. Jo flere elektronegativitetsforskel atomer, jo mere skifter elektronparret.

Hvis elektronegativiteterne af interagerende atomer er ens eller omtrent ens: EO(A)≈EO(B), så skifter det fælles elektronpar ikke til nogen af ​​atomerne: A: B. Denne forbindelse kaldes kovalent upolær.

Hvis elektronegativiteterne af de interagerende atomer er forskellige, men ikke meget (forskellen i elektronegativitet er ca. fra 0,4 til 2: 0,4<ΔЭО<2 ), så forskydes elektronparret til et af atomerne. Denne forbindelse kaldes kovalent polær .

Hvis elektronegativiteterne af interagerende atomer adskiller sig væsentligt (forskellen i elektronegativitet er større end 2: ΔEO>2), så overføres en af ​​elektronerne næsten fuldstændigt til et andet atom, med dannelsen ioner. Denne forbindelse kaldes ionisk.

Grundlæggende typer af kemiske bindinger − kovalent, ionisk Og metal kommunikation. Lad os se nærmere på dem.

Kovalent kemisk binding

Kovalent binding – det er en kemisk binding , dannet pga dannelse af et fælles elektronpar A:B . Desuden to atomer overlap atomare orbitaler. En kovalent binding dannes ved interaktion mellem atomer med en lille forskel i elektronegativitet (normalt mellem to ikke-metaller) eller atomer af et grundstof.

Grundlæggende egenskaber ved kovalente bindinger

• fokus,
• mættelighed,
• polaritet,
• polariserbarhed.

Disse bindingsegenskaber påvirker stoffernes kemiske og fysiske egenskaber.

Kommunikationsretning karakteriserer den kemiske struktur og form af stoffer. Vinklerne mellem to bindinger kaldes bindingsvinkler. For eksempel er bindingsvinklen H-O-H i et vandmolekyle 104,45 o, derfor er vandmolekylet polært, og i et metanmolekyle er bindingsvinklen H-C-H 108 o 28′.

Mættelighed er atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente kemiske bindinger. Antallet af bindinger et atom kan danne kaldes.

Polaritet binding opstår på grund af den ujævne fordeling af elektrontæthed mellem to atomer med forskellig elektronegativitet. Kovalente bindinger er opdelt i polære og upolære.

Polariserbarhed forbindelser er bindingselektroners evne til at skifte under påvirkning af et eksternt elektrisk felt(især det elektriske felt af en anden partikel). Polariserbarheden afhænger af elektronmobilitet. Jo længere elektronen er fra kernen, jo mere mobil er den, og derfor er molekylet mere polariserbart.

Kovalent upolær kemisk binding

Der er 2 typer kovalent binding - POLAR Og IKKE-POLAR .

Eksempel . Lad os overveje strukturen af ​​brintmolekylet H2. Hvert brintatom i sit ydre energiniveau bærer 1 uparret elektron. For at vise et atom bruger vi Lewis-strukturen - dette er et diagram over strukturen af ​​et atoms ydre energiniveau, når elektroner er angivet med prikker. Lewis-punktstrukturmodeller er ganske nyttige, når du arbejder med elementer fra den anden periode.

H. + . H = H:H

Et brintmolekyle har således et delt elektronpar og en H-H kemisk binding. Dette elektronpar skifter ikke til nogen af ​​brintatomerne, pga Hydrogenatomer har samme elektronegativitet. Denne forbindelse kaldes kovalent upolær .

Kovalent upolær (symmetrisk) binding er en kovalent binding dannet af atomer med samme elektronegativitet (normalt de samme ikke-metaller) og derfor med en ensartet fordeling af elektrontæthed mellem atomkernerne.

Dipolmomentet for ikke-polære bindinger er 0.

Eksempler: H2 (H-H), O2 (O=O), S 8.

Kovalent polær kemisk binding

Kovalent polær binding er en kovalent binding, der opstår mellem atomer med forskellig elektronegativitet (som regel, forskellige ikke-metaller) og er karakteriseret forskydning delt elektronpar til et mere elektronegativt atom (polarisering).

Elektrontætheden forskydes til det mere elektronegative atom - derfor vises en delvis negativ ladning (δ-) på det, og en delvis positiv ladning (δ+, delta +) vises på det mindre elektronegative atom.

Jo større forskellen er i atomers elektronegativitet, jo højere polaritet forbindelser og mere dipolmoment . Yderligere tiltrækkende kræfter virker mellem nabomolekyler og ladninger med modsat fortegn, hvilket øges styrke kommunikation.

Bindingspolaritet påvirker forbindelsernes fysiske og kemiske egenskaber. Reaktionsmekanismerne og endda reaktiviteten af ​​nabobindinger afhænger af bindingens polaritet. Forbindelsens polaritet bestemmer ofte molekylets polaritet og dermed direkte påvirker sådanne fysiske egenskaber som kogepunkt og smeltepunkt, opløselighed i polære opløsningsmidler.

Eksempler: HCl, CO 2, NH 3.

Mekanismer for dannelse af kovalente bindinger

Kovalente kemiske bindinger kan opstå ved 2 mekanismer:

1. Udvekslingsmekanisme dannelsen af ​​en kovalent kemisk binding er, når hver partikel giver en uparret elektron til at danne et fælles elektronpar:

EN . + . B= A:B

2. Kovalent bindingsdannelse er en mekanisme, hvor en af ​​partiklerne giver et ensomt elektronpar, og den anden partikel giver en ledig orbital for dette elektronpar:

EN: + B= A:B

I dette tilfælde giver et af atomerne et ensomt elektronpar ( donor), og det andet atom giver en ledig orbital for det par ( acceptor). Som følge af dannelsen af ​​begge bindinger falder elektronernes energi, dvs. dette er gavnligt for atomerne.

En kovalent binding dannet af en donor-acceptor-mekanisme er ikke anderledes i egenskaber fra andre kovalente bindinger dannet af udvekslingsmekanismen. Dannelsen af ​​en kovalent binding af donor-acceptor-mekanismen er typisk for atomer enten med et stort antal elektroner på det eksterne energiniveau (elektrondonorer), eller omvendt med et meget lille antal elektroner (elektronacceptorer). Atomers valensevner diskuteres mere detaljeret i det tilsvarende afsnit.

En kovalent binding dannes af en donor-acceptor-mekanisme:

- i et molekyle kulilte CO(bindingen i molekylet er tredobbelt, 2 bindinger dannes af udvekslingsmekanismen, en af ​​donor-acceptor-mekanismen): C≡O;

- V ammoniumion NH4+, i ioner organiske aminer f.eks. i methylammoniumionen CH3-NH2+;

- V komplekse forbindelser, en kemisk binding mellem det centrale atom og ligandgrupper, for eksempel i natriumtetrahydroxoaluminat Na-binding mellem aluminium og hydroxidioner;

- V salpetersyre og dens salte- nitrater: HNO 3, NaNO 3, i nogle andre nitrogenforbindelser;

- i et molekyle ozon O3.

Grundlæggende karakteristika for kovalente bindinger

Kovalente bindinger dannes typisk mellem ikke-metalatomer. De vigtigste egenskaber ved en kovalent binding er længde, energi, multiplicitet og retningsbestemthed.

Mængde af kemiske bindinger

Mængde af kemiske bindinger - Det her antallet af fælles elektronpar mellem to atomer i en forbindelse. En bindings mangfoldighed kan ganske let bestemmes ud fra værdierne af de atomer, der danner molekylet.

For eksempel , i hydrogenmolekylet H 2 er bindingsmultiplicitet 1, fordi Hver brint har kun 1 uparret elektron i sit ydre energiniveau, derfor dannes et delt elektronpar.

I O 2 oxygenmolekylet er bindingsmultiplicitet 2, pga Hvert atom på det ydre energiniveau har 2 uparrede elektroner: O=O.

I nitrogenmolekylet N2 er bindingsmultiplicitet 3, pga mellem hvert atom er der 3 uparrede elektroner på det ydre energiniveau, og atomerne danner 3 fælles elektronpar N≡N.

Kovalent bindingslængde

Kemisk bindingslængde er afstanden mellem centrene i kernerne i de atomer, der danner bindingen. Det bestemmes af eksperimentelle fysiske metoder. Bindingslængden kan estimeres tilnærmelsesvis ved hjælp af additivitetsreglen, hvorefter bindingslængden i AB-molekylet er omtrent lig med halvdelen af ​​summen af ​​bindingslængderne i molekylerne A 2 og B 2:

Længden af ​​en kemisk binding kan groft estimeres ved atomare radier danner en binding, eller ved kommunikationsmangfoldighed, hvis atomernes radier ikke er meget forskellige.

Når radierne af de atomer, der danner en binding stiger, vil bindingslængden stige.

For eksempel

Efterhånden som antallet af bindinger mellem atomer stiger (hvis atomradier ikke afviger eller kun afviger lidt), vil bindingslængden falde.

For eksempel . I serien: C–C, C=C, C≡C aftager bindingslængden.

Kommunikationsenergi

Et mål for styrken af ​​en kemisk binding er bindingsenergien. Kommunikationsenergi bestemt af den energi, der kræves for at bryde en binding og fjerne de atomer, der danner den binding, i en uendelig stor afstand fra hinanden.

En kovalent binding er meget holdbart. Dens energi varierer fra flere tiere til flere hundrede kJ/mol. Jo højere bindingsenergi, jo større bindingsstyrke og omvendt.

Styrken af ​​en kemisk binding afhænger af bindingslængden, bindingspolariteten og bindingsmultiplicitet. Jo længere en kemisk binding er, jo lettere er den at bryde, og jo lavere bindingsenergi er, jo lavere er dens styrke. Jo kortere den kemiske binding, jo stærkere er den, og jo større bindingsenergi.

For eksempel, i rækken af ​​forbindelser HF, HCl, HBr fra venstre mod højre, styrken af ​​den kemiske binding falder, fordi Tilslutningslængden øges.

Ionisk kemisk binding

Ionisk binding er en kemisk binding baseret på elektrostatisk tiltrækning af ioner.

Ioner dannes i processen med at acceptere eller donere elektroner af atomer. For eksempel holder atomer af alle metaller svagt elektroner fra det ydre energiniveau. Derfor er metalatomer karakteriseret ved genoprettende egenskaber- evne til at donere elektroner.

Eksempel. Natriumatomet indeholder 1 elektron på energiniveau 3. Ved let at opgive det, danner natriumatomet den meget mere stabile Na + ion, med elektronkonfigurationen af ​​ædelgassen neon Ne. Natriumionen indeholder 11 protoner og kun 10 elektroner, så den samlede ladning af ionen er -10+11 = +1:

+11Na) 2) 8) 1 - 1e = +11 Na +) 2 ) 8

Eksempel. Et kloratom i sit ydre energiniveau indeholder 7 elektroner. For at opnå konfigurationen af ​​et stabilt inert argon-atom Ar, skal klor få 1 elektron. Efter tilsætning af en elektron dannes der en stabil klorion, der består af elektroner. Den samlede ladning af ionen er -1:

+17Cl) 2) 8) 7 + le = +17 Cl — ) 2 ) 8 ) 8

Bemærk:

• Ionernes egenskaber er forskellige fra atomernes egenskaber!
• Stabile ioner kan ikke kun dannes atomer, men også grupper af atomer. For eksempel: ammoniumion NH 4+, sulfation SO 4 2- osv. Kemiske bindinger dannet af sådanne ioner betragtes også som ioniske;
• Ionbindinger dannes normalt mellem hinanden metaller Og ikke-metaller(ikke-metalgrupper);

De resulterende ioner tiltrækkes på grund af elektrisk tiltrækning: Na + Cl -, Na 2 + SO 4 2-.

Lad os visuelt opsummere forskel mellem kovalente og ioniske bindingstyper:

Metal kemisk binding

Metalforbindelse er en forbindelse, der dannes relativt frie elektroner mellem metalioner danner et krystalgitter.

Metalatomer er normalt placeret på det ydre energiniveau en til tre elektroner. Radierne af metalatomer er som regel store - derfor afgiver metalatomer, i modsætning til ikke-metaller, ganske let deres ydre elektroner, dvs. er stærke reduktionsmidler

Intermolekylære interaktioner

Separat er det værd at overveje de interaktioner, der opstår mellem individuelle molekyler i et stof - intermolekylære interaktioner . Intermolekylære interaktioner er en type interaktion mellem neutrale atomer, hvor der ikke opstår nye kovalente bindinger. Kræfterne til interaktion mellem molekyler blev opdaget af Van der Waals i 1869 og opkaldt efter ham Van dar Waals styrker. Van der Waals styrker er opdelt i orientering, induktion Og dispersiv . Energien af ​​intermolekylære interaktioner er meget mindre end energien af ​​kemiske bindinger.

Orienterende tiltrækningskræfter forekomme mellem polære molekyler (dipol-dipol interaktion). Disse kræfter opstår mellem polære molekyler. Induktive interaktioner er interaktionen mellem et polært molekyle og et ikke-polært. Et ikke-polært molekyle er polariseret på grund af virkningen af ​​et polært, hvilket genererer yderligere elektrostatisk tiltrækning.

En særlig type intermolekylær interaktion er hydrogenbindinger. - disse er intermolekylære (eller intramolekylære) kemiske bindinger, der opstår mellem molekyler, der har meget polære kovalente bindinger - H-F, H-O eller H-N. Hvis der er sådanne bindinger i et molekyle, så vil der være mellem molekylerne yderligere attraktive kræfter .

Uddannelsesmekanisme hydrogenbinding er dels elektrostatisk og dels donor-acceptor. I dette tilfælde er elektronpardonoren et atom af et stærkt elektronegativt element (F, O, N), og acceptoren er hydrogenatomerne forbundet med disse atomer. Hydrogenbindinger er karakteriseret ved fokus i rummet og mætning

Hydrogenbindinger kan angives med prikker: H ··· O. Jo større elektronegativitet af atomet forbundet med brint, og jo mindre dets størrelse, jo stærkere brintbinding. Det er typisk primært for forbindelser fluor med brint , samt til oxygen og brint , mindre nitrogen med brint .

Hydrogenbindinger opstår mellem følgende stoffer:

— hydrogenfluorid HF(gas, opløsning af hydrogenfluorid i vand - flussyre), vand H 2 O (damp, is, flydende vand):

— opløsning af ammoniak og organiske aminer- mellem ammoniak og vandmolekyler;

— organiske forbindelser, hvori O-H eller N-H binder: alkoholer, carboxylsyrer, aminer, aminosyrer, phenoler, anilin og dets derivater, proteiner, opløsninger af kulhydrater - monosaccharider og disaccharider.

Hydrogenbinding påvirker stoffernes fysiske og kemiske egenskaber. Yderligere tiltrækning mellem molekyler gør det således svært for stoffer at koge. Stoffer med hydrogenbindinger udviser en unormal stigning i kogepunktet.

For eksempel Som regel observeres en stigning i stoffernes kogepunkt med stigende molekylvægt. Dog i en række stoffer H2O-H2S-H2Se-H2Te vi observerer ikke en lineær ændring i kogepunkter.

Nemlig kl vandkogepunktet er unormalt højt - ikke mindre end -61 o C, som den lige linje viser os, men meget mere, +100 o C. Denne anomali forklares ved tilstedeværelsen af ​​hydrogenbindinger mellem vandmolekyler. Derfor er vand under normale forhold (0-20 o C). væske efter fasetilstand.

I hvilket et af atomerne opgav en elektron og blev en kation, og det andet atom accepterede en elektron og blev til en anion.

De karakteristiske egenskaber ved en kovalent binding - retningsbestemt, mætning, polaritet, polariserbarhed - bestemmer forbindelsernes kemiske og fysiske egenskaber.

Retningen af ​​forbindelsen bestemmes af stoffets molekylære struktur og dens geometriske form af dets molekyle. Vinklerne mellem to bindinger kaldes bindingsvinkler.

Mættelighed er atomers evne til at danne et begrænset antal kovalente bindinger. Antallet af bindinger dannet af et atom er begrænset af antallet af dets ydre atomare orbitaler.

Polariteten af ​​bindingen skyldes den ujævne fordeling af elektrontæthed på grund af forskelle i atomernes elektronegativitet. På dette grundlag opdeles kovalente bindinger i ikke-polære og polære (ikke-polære - et diatomisk molekyle består af identiske atomer (H 2, Cl 2, N 2) og elektronskyerne i hvert atom er fordelt symmetrisk i forhold til disse atomer ; polært - et diatomisk molekyle består af atomer af forskellige kemiske grundstoffer, og den generelle elektronsky forskydes mod et af atomerne, hvorved der dannes en asymmetri i fordelingen af ​​elektrisk ladning i molekylet, hvilket genererer et dipolmoment i molekylet).

Polariserbarheden af ​​en binding er udtrykt i forskydningen af ​​bindingselektronerne under påvirkning af et eksternt elektrisk felt, herunder det af en anden reagerende partikel. Polariserbarheden bestemmes af elektronmobilitet. Polariteten og polariserbarheden af ​​kovalente bindinger bestemmer molekylernes reaktivitet over for polære reagenser.

Den dobbelte nobelprisvinder L. Pauling påpegede imidlertid, at "i nogle molekyler er der kovalente bindinger på grund af en eller tre elektroner i stedet for et fælles par." En en-elektron kemisk binding realiseres i den molekylære hydrogenion H 2 +.

Den molekylære hydrogenion H2+ indeholder to protoner og en elektron. Den enkelte elektron i det molekylære system kompenserer for den elektrostatiske frastødning af de to protoner og holder dem i en afstand på 1,06 Å (længden af ​​den H 2 + kemiske binding). Centret for elektrontæthed af elektronskyen i det molekylære system er lige langt fra begge protoner ved Bohr-radius α 0 =0,53 A og er symmetricentret for den molekylære hydrogenion H 2 + .

Encyklopædisk YouTube

• 1 / 5

  En kovalent binding dannes af et par elektroner, der deles mellem to atomer, og disse elektroner skal optage to stabile orbitaler, en fra hvert atom.

  A + + B → A: B

  Som et resultat af socialisering danner elektroner et fyldt energiniveau. En binding dannes, hvis deres samlede energi på dette niveau er mindre end i starttilstanden (og forskellen i energi vil ikke være mere end bindingsenergien).

  Ifølge teorien om molekylære orbitaler fører overlapningen af ​​to atomare orbitaler i det enkleste tilfælde til dannelsen af ​​to molekylære orbitaler (MO): forbinder MO Og anti-binding (løsner) MO. De delte elektroner er placeret på den lavere energibinding MO.

  Bindingsdannelse under rekombination af atomer

  Mekanismen for interatomisk interaktion forblev imidlertid ukendt i lang tid. Først i 1930 introducerede F. London begrebet dispersionsattraktion - interaktionen mellem øjeblikkelige og inducerede (inducerede) dipoler. I øjeblikket kaldes de tiltrækkende kræfter forårsaget af interaktionen mellem de fluktuerende elektriske dipoler af atomer og molekyler "London-kræfter".

  Energien af ​​en sådan interaktion er direkte proportional med kvadratet af den elektroniske polariserbarhed α og omvendt proportional med afstanden mellem to atomer eller molekyler i sjette potens.

  Bindingsdannelse ved donor-acceptor-mekanisme

  Ud over den homogene mekanisme for dannelse af kovalente bindinger skitseret i det foregående afsnit, er der en heterogen mekanisme - interaktionen af ​​modsat ladede ioner - H + protonen og den negative hydrogenion H -, kaldet hydridion:

  H+ + H- → H 2

  Når ionerne nærmer sig, tiltrækkes hydridionens to-elektronsky (elektronpar) til protonen og bliver i sidste ende fælles for begge brintkerner, det vil sige, at den bliver til et bindende elektronpar. Den partikel, der forsyner et elektronpar, kaldes en donor, og den partikel, der accepterer dette elektronpar, kaldes en acceptor. Denne mekanisme for kovalent bindingsdannelse kaldes donor-acceptor.

  H+ + H2O → H3O+

  En proton angriber det enlige elektronpar i et vandmolekyle og danner en stabil kation, der findes i vandige opløsninger af syrer.

  På samme måde tilsættes en proton til et ammoniakmolekyle for at danne en kompleks ammoniumkation:

  NH3 + H+ → NH4+

  På denne måde (i henhold til donor-acceptor-mekanismen for kovalent bindingsdannelse) opnås en stor klasse af oniumforbindelser, som omfatter ammonium, oxonium, phosphonium, sulfonium og andre forbindelser.

  Et brintmolekyle kan fungere som donor af et elektronpar, som ved kontakt med en proton fører til dannelsen af ​​en molekylær brintion H 3 +:

  H2 + H+ → H3+

  Bindingselektronparret af den molekylære hydrogenion H 3 + tilhører samtidigt tre protoner.

  Typer af kovalente bindinger

  Der er tre typer kovalente kemiske bindinger, der adskiller sig i dannelsesmekanismen:

  1. Simpel kovalent binding. Til sin dannelse giver hvert atom én uparret elektron. Når en simpel kovalent binding dannes, forbliver atomernes formelle ladninger uændrede.

  • Hvis atomerne, der danner en simpel kovalent binding, er de samme, så er de sande ladninger af atomerne i molekylet også de samme, da atomerne, der danner bindingen, ligeledes ejer et delt elektronpar. Denne forbindelse kaldes ikke-polær kovalent binding. Simple stoffer har en sådan forbindelse, for eksempel: 2, 2, 2. Men ikke kun ikke-metaller af samme type kan danne en kovalent ikke-polær binding. Ikke-metalelementer, hvis elektronegativitet er af lige stor betydning, kan også danne en kovalent upolær binding, for eksempel i PH 3-molekylet er bindingen kovalent upolær, da EO af brint er lig med EO af phosphor.
  • Hvis atomerne er forskellige, så bestemmes graden af ​​besiddelse af et delt elektronpar af forskellen i atomernes elektronegativitet. Et atom med større elektronegativitet tiltrækker et par bindende elektroner stærkere mod sig selv, og dets sande ladning bliver negativ. Et atom med lavere elektronegativitet får derfor en positiv ladning af samme størrelse. Hvis en forbindelse dannes mellem to forskellige ikke-metaller, så kaldes en sådan forbindelse kovalent polær binding.

  I ethylenmolekylet C 2 H 4 er der en dobbeltbinding CH 2 = CH 2, dets elektroniske formel: H:C::C:H. Kernerne i alle ethylenatomer er placeret i samme plan. De tre elektronskyer af hvert kulstofatom danner tre kovalente bindinger med andre atomer i samme plan (med vinkler mellem dem på ca. 120°). Skyen af ​​den fjerde valenselektron i carbonatomet er placeret over og under molekylets plan. Sådanne elektronskyer af begge carbonatomer, der delvist overlapper over og under molekylets plan, danner en anden binding mellem carbonatomerne. Den første stærkere kovalente binding mellem carbonatomer kaldes en σ-binding; den anden, svagere kovalente binding kaldes π (\displaystyle \pi )- kommunikation.

  I et lineært acetylenmolekyle

  N-S≡S-N (N: S::: S: N)

  der er σ-bindinger mellem carbon- og hydrogenatomer, en σ-binding mellem to carbonatomer og to π (\displaystyle \pi )-bindinger mellem de samme kulstofatomer. To π (\displaystyle \pi )-bindinger er placeret over σ-bindingens virkningssfære i to indbyrdes vinkelrette planer.

  Alle seks carbonatomer i det cykliske benzenmolekyle C 6 H 6 ligger i samme plan. Der er σ-bindinger mellem carbonatomer i ringens plan; Hvert carbonatom har de samme bindinger med hydrogenatomer. Kulstofatomer bruger tre elektroner til at lave disse bindinger. Skyer af fjerde valenselektroner af carbonatomer, formet som ottetal, er placeret vinkelret på benzenmolekylets plan. Hver sådan sky overlapper lige meget med elektronskyerne fra tilstødende carbonatomer. I et benzenmolekyle, ikke tre adskilt π (\displaystyle \pi )-forbindelser, men en enkelt π (\displaystyle \pi) dielektriske stoffer eller halvledere. Typiske eksempler på atomare krystaller (atomer, hvori er forbundet med kovalente (atomare) bindinger) er

  Multiple (dobbelt- og tredobbelt) bindinger

  I mange molekyler er atomer forbundet med dobbelt- og tredobbeltbindinger:

  Muligheden for at danne flere bindinger skyldes de geometriske karakteristika af atomare orbitaler. Hydrogenatomet danner sin eneste kemiske binding med deltagelse af en valens 5-orbital, som har en sfærisk form. De resterende atomer, inklusive selv atomer af elementer i 5-blokken, har valens p-orbitaler, der har en rumlig orientering langs koordinatakserne.

  I et brintmolekyle udføres den kemiske binding af et elektronpar, hvis sky er koncentreret mellem atomkerner. Obligationer af denne type kaldes st-bindinger (a - læs "sigma"). De er dannet af den gensidige overlapning af både 5- og ir-orbitaler (fig. 6.3).

  
  

  Ris. 63

  Der er ikke plads mellem atomerne til endnu et par elektroner. Hvordan dannes så dobbelt- og endda tredobbeltbindinger? Det er muligt at overlappe elektronskyer orienteret vinkelret på aksen, der går gennem atomernes centre (fig. 6.4). Hvis molekylets akse er på linje med koordinaten x y så er orbitalerne orienteret vinkelret på den plf Og r 2. Parvis overlapning RUC Og p 2 orbitaler af to atomer giver kemiske bindinger, hvis elektrontæthed er koncentreret symmetrisk på begge sider af molekylets akse. De kaldes l-forbindelser.

  Hvis atomerne har RUC og/eller p 2 orbitaler indeholder uparrede elektroner, der dannes en eller to n-bindinger. Dette forklarer muligheden for eksistensen af ​​dobbelt (a + z) og tredobbelt (a + z + z) bindinger. Det enkleste molekyle med en dobbeltbinding mellem atomer er ethylencarbonhydridmolekylet C 2 H 4 . I fig. Figur 6.5 viser skyen af ​​r-bindinger i dette molekyle, og c-bindingerne er angivet skematisk med tankestreger. Ethylenmolekylet består af seks atomer. Det går nok op for læsere, at dobbeltbindingen mellem atomer er repræsenteret i et enklere diatomisk oxygenmolekyle (0 = 0). I virkeligheden er den elektroniske struktur af iltmolekylet mere kompleks, og dets struktur kunne kun forklares ud fra den molekylære orbitale metode (se nedenfor). Et eksempel på det enkleste molekyle med en tredobbelt binding er nitrogen. I fig. Figur 6.6 viser n-bindingerne i dette molekyle, prikkerne viser de enlige elektronpar af nitrogen.

  
  

  Ris. 6.4.

  
  

  Ris. 6.5.

  

  Ris. 6.6.

  Når n-bindinger dannes, øges molekylernes styrke. Lad os tage nogle eksempler til sammenligning.

  I betragtning af de angivne eksempler kan vi drage følgende konklusioner:

  • - styrken (energien) af bindingen stiger med stigende mangfoldighed af bindingen;
  • - ved at bruge eksemplet med brint, fluor og ethan kan man også være overbevist om, at styrken af ​​en kovalent binding ikke kun bestemmes af mangfoldigheden, men også af arten af ​​de atomer, som denne binding er opstået imellem.

  Det er velkendt i organisk kemi, at molekyler med flere bindinger er mere reaktive end såkaldte mættede molekyler. Årsagen til dette bliver tydelig, når man overvejer formen af ​​elektronskyer. Elektroniske skyer af a-bindinger er koncentreret mellem atomkerner og er så at sige afskærmet (beskyttet) af dem mod påvirkning af andre molekyler. I tilfælde af n-kobling er elektronskyer ikke afskærmet af atomkerner og forskydes lettere, når reagerende molekyler nærmer sig hinanden. Dette letter efterfølgende omlejring og transformation af molekyler. Undtagelsen blandt alle molekyler er nitrogenmolekylet, som er kendetegnet ved både meget høj styrke og ekstrem lav reaktivitet. Derfor vil nitrogen være hovedkomponenten i atmosfæren.

  Kovalent kemisk binding forekommer i molekyler mellem atomer på grund af dannelsen af ​​fælles elektronpar. Typen af ​​kovalent binding kan forstås som både mekanismen for dens dannelse og polariteten af ​​bindingen. Generelt kan kovalente bindinger klassificeres som følger:

  • Ifølge dannelsesmekanismen kan en kovalent binding dannes ved hjælp af en udvekslings- eller donor-acceptor-mekanisme.
  • Med hensyn til polaritet kan en kovalent binding være upolær eller polær.
  • Med hensyn til multiplicitet kan en kovalent binding være enkelt, dobbelt eller tredobbelt.

  Det betyder, at en kovalent binding i et molekyle har tre egenskaber. For eksempel dannes en kovalent binding i hydrogenchlorid (HCl) molekylet af en udvekslingsmekanisme; den er polær og enkelt. I ammoniumkationen (NH 4+) dannes den kovalente binding mellem ammoniak (NH 3) og hydrogenkationen (H+) ifølge donor-acceptor-mekanismen, desuden er denne binding polær og enkelt. I nitrogenmolekylet (N 2) dannes den kovalente binding i henhold til udvekslingsmekanismen; den er upolær og tredobbelt.

  På udvekslingsmekanisme Ved dannelsen af ​​en kovalent binding har hvert atom en fri elektron (eller flere elektroner). Frie elektroner fra forskellige atomer danner par i form af en fælles elektronsky.

  På donor-acceptor mekanisme Ved dannelsen af ​​en kovalent binding har det ene atom et frit elektronpar, og det andet har en tom orbital. Den første (donor) giver parret til fælles brug med den anden (acceptor). Så i ammoniumkationen har nitrogenet et ensomt par, og hydrogenionen har en tom orbital.

  Ikke-polær kovalent binding dannet mellem atomer af samme kemiske grundstof. Så i molekyler af hydrogen (H 2), oxygen (O 2) og andre, er bindingen ikke-polær. Det betyder, at det delte elektronpar hører lige meget til begge atomer, da de har samme elektronegativitet.

  Polær kovalent binding dannet mellem atomer af forskellige kemiske grundstoffer. Et mere elektronegativt atom forskyder et elektronpar mod sig selv. Jo større forskellen er i elektronegativitet mellem atomer, jo flere elektroner vil blive fortrængt, og bindingen vil være mere polær. Så i CH 4 er forskydningen af ​​almindelige elektronpar fra brintatomer til kulstofatomer ikke så stor, da kulstof ikke er meget mere elektronegativt end brint. Men i hydrogenfluorid er HF-bindingen meget polær, fordi forskellen i elektronegativitet mellem hydrogen og fluor er signifikant.

  Enkelt kovalent binding dannes, når atomer deler et par elektroner dobbelt- hvis to, tredobbelt- hvis tre. Et eksempel på en enkelt kovalent binding kan være molekyler af hydrogen (H 2), hydrogenchlorid (HCl). Et eksempel på en dobbelt kovalent binding er oxygenmolekylet (O2), hvor hvert oxygenatom har to uparrede elektroner. Et eksempel på en tredobbelt kovalent binding er et nitrogenmolekyle (N 2).